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1 COMPOSIZIONE DELLA MATERIA E REAZIONI CHIMICHE.

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Presentazione sul tema: "1 COMPOSIZIONE DELLA MATERIA E REAZIONI CHIMICHE."— Transcript della presentazione:

1 1 COMPOSIZIONE DELLA MATERIA E REAZIONI CHIMICHE

2 2 Che cosè una sostanza elementare ? Potremo definirla: Come una sostanza che non può essere scomposta in altre sostanze Come una sostanza che non si può ottenere da una reazione ( cioè a partire dai suoi componenti) Dopo la scoperta dellatomo, definito come la più piccola parte dellelemento che conserva le caratteristiche chimiche dellelemento, una sostanza elementare, o più semplicemente un elemento, è quella costituita da un solo tipo di atomi Elementi e composti formano il corpo delle sostanze omogenee, o più semplicemente sostanze, cioè qualcosa che in tutti i punti è sempre uguale a se stesso. E importante sottolineare la differenza che esiste tra una miscela di sostanze ed un composto. Che cos è un composto chimico? Potremo definirlo come una sostanza formata da atomi diversi (ovviamente almeno due) A + B AB composto A+ A A 2 forme molecolari dellelemento A B + B B 2 e dellelemento B.

3 3 MiscelaComposto Si può separare con metodi fisiciNon si può separare con metodi fisici Composizione variabileComposizione fissa Proprietà dipendenti da quelle dei suoi componenti Proprietà completamente differenti da quelle dei suoi componenti Si ha la liberazione di poco calore nella sua preparazione Grosse quantità di calore accompagnano la formazione di un composto Elementi e composti vengono chiamati individui chimici. Sotto determinate condizioni possono avvenire delle trasformazioni materiali, trasformazioni che possono coinvolgere sia elementi che composti: A + B AB AB + C AC + B AB + CD AD + BC Tutte queste trasformazioni vengono dette sinteticamente reazioni chimiche.

4 4 Tre sono le leggi fondamentali che regolano landamento delle reazioni chimiche: 1. Legge della conservazione della materia o della costanza della massa: durante una reazione chimica la quantità di materia è invariabile, A + B AB deve accadere: m 1 = m 2 2. Legge dellinvariabilità delle sostanze elementari: non si può trasformare un elemento in un altro: A ( elemento) B ( elemento) A B non avverrà mai !!!! m 1 m 2

5 5 3. Legge delle proporzioni definite: ogni composto ha una composizione costante, cioè contiene sempre gli stessi elementi secondo rapporti definiti e costanti, caratteristici del composto: 1) H 2 O acqua 2) H 2 O 2 perossido didrogeno 3) N 2 O ossido di diazoto o protossido di azoto 4) NO ossido di azoto 5) N 2 O 3 triossido di di azoto o anidride nitrosa 6) NO 2 [N 2 O 4 ]biossido di azoto 7) N 2 O 5 pentossido di diazoto o anidride nitrica I composti 1-7 sono sempre formati dagli stessi elementi: idrogeno ed ossigeno (1-2), azoto ed ossigeno (3-7), ma ogni composto individua una sostanza con caratteristiche chimiche e fisiche differenti.

6 6 Che cosè il peso atomico? Il peso atomico assoluto di un atomo è un peso troppo piccolo per essere appezzato dalle comuni bilance da laboratorio (10 -5 g); inoltre dovremmo essere in grado di essere sicuri di prendere un solo atomo e non un gruppo di atomi. Noi conosciamo lordine di grandezza che è di ÷ g. E chiaro che con questi pesi non è possibile lavorare sperimentalmente su un singolo atomo. Definiamo allora peso atomico di un elemento come il rapporto tra la specie elementare ed un campione di riferimento: [ Viene anche espresso in unità di massa atomica, u.m.a. ] Si pone il problema della scelta del campione di riferimento: 1 H, 16 O, 12 C, che costituisce lunità di massa atomica.

7 7 Che informazione dà il peso atomico? Innanzitutto è un numero medio che tiene conto e del numero di isotopi e della loro abbondanza relativa. Sappiamo che lisotopo di un elemento è costituito da un atomo avente un nucleo con differente numero di neutroni, ma con lo stesso numero di protoni ed elettroni, quindi chimicamente si comporta allo stesso modo. Immaginiamo di avere lelemento A, che in natura si presenta come: 30 A 85 % 31 A 10 % 32 A 5 % p.a.= 30· · ·0.05= 30.2 Esso ci dice solo quanto un atomo è più pesante del riferimento che abbiamo scelto come campione. Se come riferimento abbiamo scelto lidrogeno: Li 6.94 : 6.94 volte più pesante dellidrogeno N : volte più pesante dellidrogeno O : volte più pesante dellidrogeno Na : volte più pesante dellidrogeno

8 8 In analogia al peso atomico si definisce anche un peso molecolare. Per esempio, se avessimo un composto di formula A 2 BC 3, il suo peso molecolare sarebbe dato da: p.m.= 2·p.a.(A) + p.a.(B)+ 3·p.a.(C) Ed ha lo stesso significato, cioè ci dice quanto il composto è più pesante del riferimento Poiché una piccola quantità di sostanza contiene un gran numero di atomi (in una monetina ci sono atomi di specie diverse) è stata concepita ununità per esprimere numeri di tali ordini di grandezza e per avere delle quantità con le quali poter lavorare agevolmente in laboratorio, dove si fa spesso uso di una bilancia che come abbiamo visto riesce ad apprezzare il 1/100 di mg. Occorre ricordare che il primo lavoro di un chimico è di tipo analitico. Grammo atomo = una quantità in grammi eguale al peso atomico Grammo molecola = una quantità in grammi eguale al peso molecolare mole Grammo atomo = Grammo molecola = mole

9 9 1 mole di atomi di qualunque specie contiene un numero di Avogadro di atomi cioè 6.022·10 23 atomi. 1 mole di qualunque composto contiene un numero di Avogadro di molecole del composto cioè 6.022·10 23 molecole. Per capire meglio questo concetto sviluppiamo un semplice esempio, che mira a far vedere che nella definizione di mole è insito il fatto che una mole deve contenere lo stesso numero di oggetti. Il nostro riferimento è il grammo, cioè 1 g. patataTondino di ferro 10 g 4 g

10 10 mole Proviamo a definire una grandezza in analogia alla mole e chiamiamola tole, per cui definisco Tole una quantità in Kg eguale al peso relativo. Allora si avrà che: 1 Tole ( Tondini ) = 10 Kg = g 1 Tole (Patate ) = 4 Kg = 4000 g Ma ora poniamoci la domanda: quante unità di ogni specie contiene una tole ? Il calcolo è banale, basta dividere la quantità totale dei grammi della tole, per il peso di ciascun oggetto: Cioè contiene lo stesso numero di oggetti !!

11 11 Proviamo a calcolare il numero di moli di un elemento o di un composto. 1 mole di ossigeno atomico = 16 g 0.2 Moli di sodio = 0.2 x 23 g= 4.6 g 1 Mole di acqua = g 0.1 Moli di acido solforico = 0.1 x 98.1 = 9.81 g Da cui si vede che il numero di moli (che si indica sempre con n) si ottiene sempre dalla quantità in grammi divisa per il peso atomico o molecolare. Si parla anche di peso formula per tutte quelle specie che non hanno un identità molecolare: ci si riferisce alla formula chimica minima. Ma con il termine peso molecolare ormai si intende anche il peso formula.

12 12 Qual è il significato del simbolismo chimico? Le formule (così come le reazioni chimiche) hanno un doppio significato: Qualitativo: perché ci dicono quali elementi entrano in gioco nella formazione di un composto. Quantitativo: perché entrano nel merito dei rapporti tra gli elementi che costituiscono il composto. Consideriamo per esempio la formula di: H 2 SO 4 Significato qualitativo Significato quantitativoContiene: Idrogeno2 atomi didrogeno Zolfo1 atomo di zolfo Ossigeno4 atomi di ossigeno

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15 15 Che cosè una reazione chimica? Lequazione chimica rappresenta in modo semplice, succinto e chiaro le trasformazioni che le sostanze subiscono. Alla destra si pongono i prodotti, alla sinistra i reagenti, separati da una freccia che indica il verso della trasformazione: A + B AB reagenti prodotti Lequazione chimica non sinventa! Poiché essa è una descrizione di un fenomeno sperimentale, è solo un modo sintetico di rappresentare tale trasformazione. Infatti, è solo dopo una lungo lavoro di generalizzazione che, per esempio, si può affermare che la reazione tra un acido ed una base conduce come prodotto ad un sale. Quindi la reazione chimica si deve conoscere, devo cioè sapere quali sono i reagenti e quali sono i prodotti. A noi non resta altro che bilanciare la reazione, cioè imporre che essa soddisfi alla 1° legge, quella della conservazione della massa. Prima però di entrare nei dettagli delle reazioni chimiche, occorre ricordare alcuni elementi di nomenclatura chimica.

16 16 Elementi di nomenclatura chimica Un composto binario tra un elemento e lossigeno si chiama ossido. Gli ossidi possono avere diverse caratteristiche, che si evidenziano soprattutto quando reagiscono con acqua: Acidi AO + H 2 O H 2 AO 2 acido Basici AO + H 2 O A(OH) 2 idrossido, idrato, base Anfoteri H 2 AO 2 AO + H 2 O A (OH) 2 A seconda delle condizioni, ambiente più o meno acido, si possono avere entrambe le reazioni.

17 17 ELEMENTI METALLI + OSSIGENO Fe + O 2 OSSIDI IONICI (BASICI) + ACQUA Fe 2 O 3 + H 2 O OSSIDI COVALENTI (ACIDI), ANIDRIDI +ACQUA SO 2 + H 2 O IDROSSIDI O BASI O IDRATI Fe(OH) 3 OSSOACIDI H 2 SO 3 SALI (NEUTRALIZZAZIONE) Fe 2 (SO 3 ) 3 NON METALLI + OSSIGENO S + O 2

18 18 Occorre comprendere che sostanzialmente tra i due composti (acido e base) non cè differenza almeno formalmente. Si potrebbe scrivere ununica reazione: AO + H 2 O A(OH) 2 Ma allora cosa differenzia unacido da una base? O H Proviamo a scrivere A(OH) 2 come A O H Ci sono nella molecola due legami: 1) quello A–O, 2) quello O–H. Dipenderà dalla forza relativa di questi due legami se trattasi di acido o di base. Infatti se il legame A–O è molto più forte del legame O–H, questultimo tenderà ad rompersi più facilmente, generando un acido, ed allora la molecola andrà scritta H 2 AO 2. Se invece il legame A–O è più debole del legame O–H, sarà esso che tenderà a rompersi più facilmente, generando quindi una base, per la quale conserviamo lintegrità di OH e scriveremo A(OH) 2. Tutto ciò implica che gli idrogeni acidi dei composti, che presentano comportamento acido, anche se non indicato esplicitamente, sono quelli legati ai gruppi OH.

19 19 Esempi di ossidi acidi (anidridi) e dei relativi acidi. I suffissi -oso ed –ico sono sufficienti ad identificare due composti diversi. Occorre necessariamente che ad ogni nome corrisponda un solo composto. AnidridiAcidi CO 2 H 2 CO 3 carbonico (H 2 O + CO 2 ) N 2 O 3 HNO 2 nitroso N 2 O 5 HNO 3 nitrico SO 2 H 2 SO 3 solforoso SO 3 H 2 SO 4 solforico Cl 2 OHClO ipocloroso Cl 2 O 3 HClO 2 cloroso Cl 2 O 5 HClO 3 clorico Cl 2 O 7 HClO 4 perclorico Gli alogeni, tranne il fluoro, danno composti simili

20 20 AnidridiAcidi P 2 O 3 H 3 PO 3 ortofosforoso H 4 P 2 O 5 pirofosforoso HPO 2 metafosforoso P 2 O 5 H 3 PO 4 ortofosforico H 4 P 2 O 7 pirofosforico HPO 3 metafosforico Così come visto per gli alogeni, elementi appartenenti allo stesso gruppo danno luogo a composti identici: P 2 O 5 H 3 PO 4 As 2 O 5 H 3 AsO 4. AnidridiAcidi CrO 3 H 2 CrO 4 cromico H 2 Cr 2 O 7 bicromico MnO 3 H 2 MnO 4 manganico Mn 2 O 7 HMnO 4 permanganico Si osservi che nel cromo i due acidi hanno la stessa valenza, mentre nel manganese hanno valenza diversa (VI e VII, rispettivamente).

21 21 Esistono degli acidi che non contengono ossigeno nella loro molecola e che vengono detti idracidi, essi sono: HF ac. fluoridrico H 2 S ac. solfidrico HCN ac. cianidrico HCl ac. cloridrico H 2 Se ac. selenidrico HBr ac. bromidrico HI ac. iodidrico

22 22 Quali sono le basi più comuni? IIIMetalli di transizione LiOHBe(OH) 2 Zn(OH) 2 NaOHMg(OH) 2 Cu(OH) 2 KOHCa(OH) 2 Al(OH) 3 RbOHSr(OH) 2 Fe(OH) 2 CsOHBa(OH) 2 Fe(OH) 3 Mn(OH) 2 Mn(OH) 3 Ed anche Pb(OH) 2 piombosoSn(OH) 2 stannoso Pb(OH) 4 piombicoSn(OH) 4 stannico

23 23 Che cosè una reazione di salificazione ? E una reazione che porta alla formazione di un sale, un composto chimico che può essere pensato come derivante formalmente da un acido per sostituzione dei suoi atomi di idrogeno con metallo

24 24 Composti ionici Composti molecolari

25 25 I composti ionici devono essere elettricamente neutri Ora poiché da un acido si possono ottenere più anioni: H 2 SO 4 H 3 PO 4 H 2 O + CO 2 HSO 4 - H 2 PO 4 - HCO 3 - SO 4 2- HPO 4 2- CO 3 2- PO 4 3- è possibile prevedere la formazione di diversi sali. M M + M 2+ __________________________ X X - X 2- formazione di un anione formazione di un catione - e - + e -

26 26 Dagli anioni precedenti si possono avere vari tipi di sali, che vengono chiamati acidi o neutri a seconda che nella loro formula siano presenti o meno atomi di idrogeno: NaHSO 4 NaH 2 PO 4 NaHCO 3 Na 2 SO 4 Na 2 HPO4Na 2 CO 3 Na 3 PO 4 Non tutti gli idrogeni che compaiono in un acido possono essere coinvolti nella formazione di un sale.

27 27 Consideriamo a mo di esempio gli acidi H 3 PO 4 ed H 3 PO 3

28 28 Gli atomi di idrogeno salificabili sono quelli dei gruppi ossidrili, tutti gli altri legami coinvolgenti latomo di idrogeno hanno carattere covalente, per cui mentre lacido fosforico è un acido tripotrico, H 3 PO 3 darà luogo solamente a: H 2 PO 3 - NaH 2 PO 3 HPO 3 2- Na 2 HPO 3 Non esiste Na 3 PO 3 !!!!! La stessa cosa accade per lacido ipofosforoso H 3 PO 2, per il quale esiste solo lanione H 2 PO 2 - e quindi solo il sale sodico di formula NaH 2 PO 2

29 29 A questo punto possiamo riprendere il discorso sulle reazioni chimiche, imparando a bilanciarle basandoci sulla legge della conservazione della massa. Tutto ciò che è presente al primo membro (cioè, tra i reagenti) deve essere presente al secondo membro (cioè tra i prodotti): NaOH + HCl NaCl + H2O Ca(OH) HCl CaCl H 2 O NaOH + H 2 SO 4 NaHSO 4 + H 2 O 2 NaOH + H 2 SO 4 Na 2 SO H 2 O 2 Al(OH) H 2 SO 4 Al 2 (SO 4 ) H 2 O NaOH + H 3 PO 4 NaH 2 PO 4 + H 2 O 2 NaOH + H 3 PO 4 Na 2 HPO 4 +2 H 2 O 3 NaOH + H 3 PO 4 Na 3 PO 4 +3 H 2 O Al(OH) 3 + H 3 PO 4 AlPO H 2 O

30 30 Ca(OH) 2 + H 3 PO 4 CaHPO H 2 O 3 Ca(OH) H 3 PO 4 Ca 3 (PO 4 ) H 2 O Tutte queste sono reazioni di salificazione, portano cioè alla formazione di sali. Esse possono essere di quattro tipi: a) idrossido + acido sale + acqua Ca(OH) 2 + H 2 CO 3 CaCO3 + 2 H 2 O b) idrossido + anidride sale + acqua Ca(OH) 2 + CO 2 CaCO 3 + H 2 O c) ossido + acido sale + acqua CaO + CO 2 + H2O CaCO 3 + H 2 O d) ossido + anidride sale CaO + CO 2 CaCO 3

31 31 Si possono avere anche reazioni di precipitazione: AgNO 3 + NaCl AgCl + NaNO 3 precip.bianco di cloruro dargento Pb(NO 3 ) 2 + K 2 CrO 4 PbCrO KNO 3 precip. giallo di cromato di piombo Pb(NO 3 ) KI PbI KNO 3 precip. giallo di ioduro di piombo Esistono anche le classiche reazioni di sintesi: 2 H 2 + O 2 2 H 2 O 3 H 2 + N 2 2 NH 3 H 2 + Cl 2 2 HCl E quelle di decomposizione come: CaCO 3 CaO + CO 2 T = 900° C PCl 5 PCl 3 + Cl 2

32 32 Cosa sono le reazioni di ossidoriduzione (Redox) ? Sono delle reazioni nelle quali sono avvenuti degli scambi elettronici tra i reagenti. Prima di poter entrare nei dettagli di queste reazioni, occorre definire cosa si intende per numero (o stato) di ossidazione. Questo concetto parte dal presupposto che quando un atomo è legato ad altri atomi in un composto, esso ha subito una qualche modificazione. Vediamo come può essere definito il numero di ossidazione. Composti ionici: il numero di ossidazione coincide con il numero di cariche elettriche portate dallo ione (coincide con la valenza ). Esso quindi è una realtà fisica, perché coincide con la carica elettrica dello ione. compostoNumero di ossidazione del catione Numero di ossidazione dellanione NaClNa + +1Cl - -1 CaCl 2 Ca 2+ +2Cl - -1 AlCl 3 Al 3+ +3Cl - -1

33 33 compostoNumero di ossidazione del catione Numero di ossidazione dellanione HClH + +1Cl - -1 H2OH2OH + +1O ClO 3 - Cl 5+ +5O Composti molecolari: il numero di ossidazione è uguale in valore e segno allettrovalenza (la carica) che avrebbero gli atomi costituenti il composto, se esso fosse considerato ionico. In questo caso il numero di ossidazione rappresenta una carica elettrica formale e non rappresenta quindi una realtà fisica. E evidente che non esiste uno ione Cl 5+, perché il legame è covalente, ma trattasi di un utile artificio per vedere le variazioni di numero di ossidazione allinterno delle reazioni redox.

34 34 Cosa intendiamo con i termini ossidazione e riduzione? Ossidazione: il numero di ossidazione aumenta Riduzione: il numero di ossidazione diminuisce In una reazione redox ci sarà sempre un elemento che si ossida ed un elemento che si riduce, perché gli elettroni necessari per la riduzione vengono messi in gioco proprio dallelemento che si ossida. Il verso della reazione sarà deciso dalla relativa facilità con cui un elemento si ossida o si riduce. ossidazione A m- - me - A0A0 - n e - + m e - A n+ riduzione A n+ + ne - A0A0 riduzione A0A0 ossidazione A m-

35 35 Consideriamo come esempio la riduzione degli ioni ferrici ad opera di una soluzione di cloruro stannoso: 2 FeCl 3 + SnCl 2 2 FeCl 2 + SnCl 4 Vediamo schematicamente cosa accade e come conviene riassumere i dati: Fe 3+ + e- Fe 2+ Fe / 1 Sn 2+ Sn e- Sn / 2 Per bilanciare la reazione occorre tenere conto degli elettroni scambiati per cui solo se: 2 Fe / 12 = 2 Sn / 2 Quindi occorre prima bilanciare i salti elettronici e dopodiché si passa a bilanciare le masse. Il bilanciamento di una reazione redox può in qualche caso essere complesso.

36 36 Ma cosa è accaduto allo stagno ed al ferro durante la reazione? Sn 2+ / Sn 4+ (lo stagno si è ossidato) è il riducente Fe 3+ / Fe 2+ ( il ferro si è ridotto) è lossidante In una reazione redox, quindi in un processo in cui avvengono scambi elettronici, ci deve essere sempre un ossidante ed un riducente (a meno che non si ricorra a metodi elettrochimici). Infatti se nella stessa soluzione fossero presenti le due forme ossidate o le due forme ridotte, cosa accadrebbe? FeCl 3 + SnCl 4 non accade nulla FeCl 2 + SnCl 2 non accade nulla

37 37 Regole per determinare i numeri di ossidazione degli elementi nei composti Il numero di ossidazione viene sempre calcolato per singolo atomo. Atomi o molecole omonucleari (cioè quando si considera lo stato elementare) Fe, Zn, Cl 2, O 2, N 2, P 4, S 8 n.o.= 0 H ha sempre n.o.= +1 (tranne che negli idruri NaH, CaH 2 ), nei quali han.o. = –1 O ha sempre n.o. = –2 (tranne che nei perossidi -O-O-) nei quali ha n.o. = –1 Σn.o. deli atomi di una molecola deve essere sempre zero, poiché ci riferiamo a cariche elettriche reali o formali, oppure se trattasi di un catione o un anione deve essere uguale alla carica del catione o dellanione. H 2 O O n.o. = -2 Σn.o. = 2 x = 0 H 2 O 2 O n.o. = -1 Σn.o. = 2 x x -1 = 0

38 38 Bilanciamo alcune reazioni redox: 1.KMnO 4 + FeSO 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O Permanganato + solfato + acido solfato di + solfato + solfato di + acqua di potassio ferroso solforico manganese ferrico potassio Calcoliamo i salti elettronici degli atomi che si riducono e si ossidano: Mn | 5 e Fe | 1 e KMnO FeSO H 2 SO 4 2 MnSO Fe 2 (SO 4 ) 3 + K 2 SO H 2 O 2. K 2 Cr 2 O 7 + KI + H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) 3 + I 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Bicromato di + ioduro di + acido solfato di + iodio + solfato di + acqua potassio potassio solforico cromo potassio Cr | 3 e- 1 2 I -1 0 | 1 e- 3 6 K 2 Cr 2 O KI + 7 H 2 SO 4 Cr 2 (SO 4 ) I K 2 SO H 2 O

39 39 KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 MnSO 4 + O 2 + K 2 SO 4 + H 2 O Mn | O –1 0 | KMnO H 2 O 2 +3 H 2 SO 4 2 MnSO O 2 + K 2 SO H 2 O Cl NaOH NaCl + NaClO + H 2 O Reazione a freddo Cl 2 + NaOH NaCl + NaClO 3 + H 2 O Reazione a caldo Cl 0 -1| 1 5 Cl 0 +5 | 5 1 Nella prima reazione, poiché il numero degli elettroni messi in gioco è lo stesso, basta bilanciare le masse. 3 Cl NaOH 5 NaCl + NaClO H 2 O Reazione a caldo

40 40 Che cosè il peso equivalente ? Consideriamo le due reazioni 2 H 2 + O 2 2 H 2 O H 2 + O 2 H 2 O 2 Dalla stechiometria della reazione a) avremo: 2 moli di H mole di O g g 4 : g g2 : 32 Ma se riferiamo tutto ad 1 g di idrogeno: 1 g con 8 g 1 : 8 1 g con 16 g1 : 16 Definiamo, quindi, equivalente di un elemento o di un composto in una reazione chimica il numero che esprime quanti grammi dellelemento considerato possono combinarsi o sostituire direttamente o indirettamente un grammo atomo di idrogeno.

41 41 Tale definizione che è operativa perché l equivalente è una quantità analoga alla mole (mentre il peso equivalente è analogo al peso atomico), ha unimmediata conseguenza. Immaginando di avere una reazione generica: aA + bB cC + dD quantitativamente in moli a moli di A + b moli di B c moli di C + d moli di D quantitativamente in equivalenti 1 eq. A + 1 eq B 1 eq C + 1 eq D Cioè tutte le reazioni chimiche avvengono coinvolgendo lo stesso numero di equivalenti di reagenti e di prodotti.

42 42 Applichiamo immediatamente il concetto di equivalente: Consideriamo prima le reazioni acido base: H 2 SO NaOH Na 2 SO H 2 O Quanti g di idrossido di sodio occorre far reagire con 100 g di ac. solforico? Dalla reazione, le moli di idrossido di sodio e di ac. solforico sono in rapporto 2 :1, quindi: n (H 2 SO 4 ) = 100 / = 1.02 x 2 = 2.04 n (NaOH), da cui g (NaOH) = 2.04 x 40.0 = 81.6

43 43 Per lacido solforico: Per lidrossido di sodio: H 2 SO NaOH Na 2 SO H 2 O n e (ac. solforico) = 100 / = 2.04 = n e (idrossido di sodio) g (idrossido di sodio) = 2.04 x 40 = 81.6 H 3 PO 4 + Ca(OH) 2 CaHPO H 2 O quanto idrossido di calcio occorre far reagire con 300 g di ac. fosforico? Consideriamo il rapporto in moli: n(H 3 PO 4 ) = 300 / = 3.06 = n(Ca(OH) 2 ); g(Ca(OH) 2 ) = 3.06 x = Se ragioniamo in equivalenti, dobbiamo calcolare i rispettivi pesi equivalenti, notando che nel caso dellacido fosforico solo 2 dei 3 idrogeni disponibili sono stati utilizzati.

44 44 pe [H 3 PO 4 ] = pm / 2 = 98 / 2= 49.0 pe [Ca(OH) 2 ] = pm / 2 = / 2 = n e (ac. fosforico) = 6.12 = n e (idrossido di calcio) g(Ca(OH) 2 ) = 6.12 x = (piccoli errori di arrotondamento). Consideriamo la reazione: H 3 PO 4 +3 NaOH Na 3 PO H 2 O quanto idrossido di sodio occorre far reagire con 300 g di ac. fosforico? Consideriamo il rapporto in moli: n(NaOH) = 3 x n(H 3 PO 4 ) = 300 / x 3 = 3.06 x 3 = 9.18; g( NaOH) = 9.18 x = In equivalenti: pe [H 3 PO 4 ] = pm / 3 = 98 / 3= pe [NaOH] = pm= 40 ne(ac. fosforico) = 9.18 = ne(idrossido di sodio) g(idrossido di sodio) = 9.18 x =

45 45 Applichiamo il concetto di equivalente ad una reazione di ossiriduzione: KMnO 4 + H 2 C 2 O 4 + H 2 SO 4 MnSO 4 + K 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O Mn | C | KMnO H 2 C 2 O H 2 SO 4 2 MnSO 4 + K 2 SO CO H 2 O Per 100 g KMnO 4 quanti grammi di H 2 C 2 O 4 occorreranno? Rispettando il rapporto in moli, da 2 moli di permanganato ne occorrono 5 di ac. ossalico: n(ac. ossalico) = 5/2 n (permanganato) = 2.5 x = 1.582, cioè g (ac. ossalico) = x = Usando gli equivalenti, occorre calcolare prima quanto vale il peso equivalente:

46 46 Per il permanganato: pe = / 5 = Per lac. ossalico: pe = / 2 = ne(permanganato) = 100 / = = ne(ac. ossalico) Da cui i g (ac. ossalico) = x = (piccoli errori di arrotondamento).


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